Enlace Químico

ANTECEDENTES

En la tabla periódica hay catalogados 118 elementos, por supuesto hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros, debido a que los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos.

Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.

El enlace químico es la manera como se unen dos o más átomos para formar una molécula.

Esta unión está regulada por ciertos criterios y reglas que deben cumplirse.

En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.

Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos.

NÚMEROS CUÁNTICOS

Los números cuánticos se utilizan para describir matemáticamente un modelo tridimensional del átomo. En consecuencia, se encargan de describir al electrón dentro del átomo y son:

Número Cuántico Principal ( n )

Inidica el nivel de energía que posee el átomo
Su valor se expresa con la letra n y varía desde n=1 hasta n=∞

Número Cuántico Secundario (L)

Se simboliza por L. Este número informa sobre los orbitales presentes en cada nivel energético.
Su valor varía desde L = 0 hasta L = (n-1).
Para un valor de L = 0, el orbital se denomina s. Para un valor de L= 1, el orbital se denomina p. Para un valor de L = 2, el orbital se denomina d. Y, por último, para un valor de L = 3, el orbital se denomina f.

Número Cuántico Magnético (m)

Indica la orientación espacial de un orbital.
Este número informa en qué orbital ingresó el último electrón de una configuración electrónica.
Su valor varía desde m = -L,...., 0,....,+ L

Número Cuántico de Spin (s)

Se simboliza por s.
Informa el sentido del giro del electrón en un orbital.
Indica si el orbital en el que ingresó el último electrón está completo o incompleto.
Sólo toma dos valores:

s = +1/2 (incompleto)

s = –1/2 (completo)

En resumen, tenemos:

Para establecer una relación entre los números cuánticos y la configuración electrónica de un elemento cualquiera, veremos que un electrón puede ser representado simbólicamente de la siguiente manera:

Entonces, para este ejemplo, los números cuánticos son:

n = 3 L= 1 m = -1 s = +1/2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

La configuración electrónica es la distribución de los electrones dentro del átomo, según ciertos principios que la regulan.

Estos principios que rigen una configuración electrónica son:

Principio de exclusión de Pauli

“No puede haber dos electrones en un átomo que posean los mismos números cuánticos”.

Principio de Construcción

“Los electrones irán ocupando los niveles de energía en forma creciente, desde el nivel menor (n = 1) hasta los niveles superiores”.

Principio de Máxima multiplicidad de Hund

“Deberán existir el mayor número de electrones desapareados posibles”. Esto significa que un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro electrón, mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, de igual valores para n y L). Tampoco puede existir apareamiento electrónico en orbitales iguales, mientras no exista un electrón por lo menos en cada orientación (por ejemplo, px, py o pz).

Realización de una Configuración Electrónica

Tal como se dijo anteriormente, una configuración electrónica es la distribución de los electrones dentro de los niveles de energía y orbitales que posee un átomo. Por lo tanto, para realizarla debemos conocer dicha cantidad de electrones. Esto se consigue a través del número atómico Z, que da cuenta de la cantidad de protones que posee un átomo, ya que si dicho átomo es neutro, se deduce que su cantidad de electrones es idéntica a su cantidad de protones.

Entonces, según el Principio de Construcción, los electrones se irán distribuyendo desde el nivel de menor energía (1 s1) y así sucesivamente hasta alojar al último electrón que posea un átomo determinado. De acuerdo con esto, tenemos que el orden energético de cada orbital es el siguiente:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p<8s

Podemos apreciar el orden energético de cada orbital en el siguiente esquema:

En general, podemos observar que cada orbital presenta un color determinado y que la flecha indica la dirección en que va aumentando la energía.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Radio Atómico

Es la distancia que se establece entre el núcleo y el último electrón del átomo.

En un grupo, aumenta desde arriba hacia abajo. En un período, disminuye de izquierda a derecha.

Volumen Atómico

Es el espacio que ocupa el átomo.

En un grupo, aumenta desde arriba hacia abajo. En un período, disminuye de izquierda a derecha.

Potencial de Ionización

Es la energía necesaria para separar al último electrón del átomo.

En un grupo, aumenta desde abajo hacia arriba. En un período, aumenta de izquierda a derecha.

Electroafinidad

Es la energía liberada cuando se agrega un electrón al átomo.

En un grupo, aumenta desde abajo hacia arriba. En un período, aumenta de izquierda a derecha.

Electronegatividad

Es la capacidad para atraer un par de electrones de enlace.

En un grupo, aumenta desde abajo hacia arriba. En un período, aumenta de izquierda a derecha.

Enlace Químico

El enlace químico es la manera como se unen dos o más átomos para formar una molécula.

Esta unión está regulada por ciertos criterios y reglas que deben cumplirse, siendo las más importantes la Regla del Dueto, que plantea que un átomo debe tener dos electrones en su entorno (cuando sólo tienen un nivel de energía, como es el caso del hidrógeno) y la Regla del Octeto, que dice que un átomo debe tener ocho electrones alrededor.

Al cumplirse estas reglas, cada átomo que conforma una molécula posee gran estabilidad, ya que adquiere la configuración electrónica de un gas noble en su capa más externa o “capa de valencia”. Entonces, cuando dos átomos van a unirse, pueden hacerlo mediante dos caminos:

intercambiando electrones (uno cede electrones y el otro los acepta).
compartiendo electrones.

Ahora bien, la manera de simbolizar esta repartición de los electrones se conoce como “Estructura de Lewis”, que es la representación gráfica de aquella distribución de electrones del último nivel de cada uno de los átomos que participan en el enlace.

Enlace Iónico

Este enlace se establece entre dos átomos que tienen electronegatividades muy distintas, es decir, que poseen una diferencia de electronegatividad igual o superior a 1,7. Por lo tanto, el enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos.

Entre los grupos( IA y VIIA ), ( IA y VIA ) y entre ( IIA y VIIA ), ( IIA y VIA )

En general, se caracteriza por la transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico. Así, en este tipo de enlace, un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.

Por ejemplo, durante la reacción del litio con el flúor:

Note que cuando el litio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el flúor se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Li+ y F- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:

Las propiedades que presentan los compuestos iónicos es que tienen aspecto cristalino, son sólidos a temperatura ambiente y poseen elevados puntos de fusión y ebullición. Además, son solubles en agua y otros solventes polares. Pueden conducir la corriente eléctrica cuando están fundidos o están en solución acuosa.

Algunos ejemplos de estos compuestos son la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfato de cobre (CuSO4).

Enlace Covalente

Este tipo de enlace se caracteriza porque los átomos que se van a unir comparten electrones, formando ambos un octeto o un dueto. En general, las sustancias que poseen enlace covalente son insolubles en agua, no conducen la corriente eléctrica y presentan puntos de fusión inferiores a los de los compuestos iónicos.

Dentro de este enlace, podemos distinguir:

Enlace covalente apolar

Se establece entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de electronegatividad = 0).

Por lo tanto, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, presentan este tipo de enlace.

Enlace covalente polar

Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades muy similares (diferencia de EN entre 0,1 y 1,6). Debido a esto, la unión entre átomos con electronegatividades similares establece una zona donde existe mayor densidad electrónica, generándose así un polo positivo y otro polo negativo, lo que constituye un dipolo.

No hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil. Al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.

Algunas moléculas que poseen este enlace son: H2O y NH3.

Enlaces Múltiples

Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.

Enlace metálico

En metales, los electrones están deslocalizados en la totalidad de su estructura, esto hace que los átomos se mantengan unidos con una gran fuerza de atracción a través de lo que se llama enlace metálico.

Características más comunes en los metales son:

La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores del calor y la electricidad.
La gran fuerza de atracción es la responsable de la resistencia del metal.
Los metales también poseen brillo ya que sus electrones tienen la capacidad de absorber energía de la radiación y liberarla en forma de fotones de luz visible que nos dan esa sensación característica de brillo.
En el metal, los átomos pueden deslizarse unos sobre otros, sin romper ningún enlace específico. Gracias a esto y aplicando una fuerza sobre el metal, es posible hacer alambres o hilos (dúctil) y formar láminas (maleables).